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Redoxreaktionen Definition Redoxreaktionen: Bei Redoxreaktionen werden zwischen den Reaktionspartnern Elektronen ausgetauscht. Da an Reaktionen nur die Valenzelektronen beteiligt sind, werden nur diese ausgetauscht. Bei der Oxidation werden Elektronen abgegeben, bei der Reduktion aufgenommen.
Da Oxidation und Reduktion gleichzeitig ablaufen, spricht man von einer Elektronenübertragung. Alle chemischen Reaktionen sind Redoxreaktionen, da weder Oxidationen noch Reduktionen alleine auftreten können. Sie können zwischen Feststoffen, Flüssigkeiten und Gasen ablaufen. RR haben einige Gemeinsame Merkmale: *Elektronenübergänge *Lichterscheinung während der Reaktion *stark exotherm Teilreaktion Reduktion Fe203 + 2Al --> 2Fe + Al203 Aluminothermisches Schweißen Teilreaktion Oxidation Das Oxidationsmittel oxidiert das Reduktionsmittel und wird selbst reduziert. Das Reduktionsmittel reduziert das Oxidationsmittel und wird selbst oxidiert. Bei der Redoxreaktion spielen die Oxidationszahlen eine große Rolle: Z.B.: +3 -2 +-0 +-0 +3 -2 Fe203 + 2Al --> 2Fe + Al203 Die Oxidationszahlen geben an, wie viele Elektronen ein neutrales Atom innerhalb einer Verbindung aufgenommen oder abgegeben hat. Bei der Oxidation steigen die Oxidationszahlen, bei der Reduktion sinken sie. Die OZ eines Atoms im elementaren Zustand ist Null. In Ionenverbindungen ist die OZ eines Elements identisch mit seiner formalen Ionenladung. Die positive OZ eines Elements kann nicht größer sein als die Gruppennummer dieses Elements. Ausnahme:
1. Nebengruppe Als elektronegativstes Element kann Fluor keine positiven OZ annehmen. Regeln zur Zuordnung von Oxidationszahlen (hirarchisch) Atome in Elementarsubstanzen haben die Oxidationszahl Null. Einatomige Metallionen haben positive Oxidationszahlen. Die Oxidationszahl eines einatomigen Ions in einer aus Ionen aufgebauten Substanz ist gleich seiner elektrischen Ladung. Berechnung der Oxidationszahlen: In anorganischen Verbindungen: -1 für jede Bindung zu einem weniger elektronegativerem Atom +0 für jede Bindung zu einem gleichen Atom +1 für jede Bindung zu einem elektronegativerem Atom In organischen Verbindungen: -1 für jedes anhängendes H- Atom +0 für jedes anhängendes C- Atom +1 für jede Bindung zu einem anderen Atom Anwendungen Redoxreaktionen: - Beim verschweißen von Eisenbahnschienen - Bei der Eisengewinnung - Herstellung von Reinstsilicium - Voraussage von Redoxvorgängen: - Je negativer das Redoxpotential eines Stoffes ist, desto stärker wirkt er reduzierend z.B. Zn - Je positiver das Redoxpotential eines Stoffes ist, desto stärker wirkt seine oxidierte Form oxidierend Z.B. Ag, Au - Ein oxidierbarer Stoff kann nur von einem Oxidationsmittel mit höherem Potential oxidiert werden. Stärke von Redoxmitteln: - > 1,5 V starkes Oxidationsmittel - 1,5 - 1,0 V mittelstarkes Oxidationsmittel - 1,0 - 0,5 V schwaches Oxidationsmittel - 0,5 - 0,0 V schwaches Reduktionsmittel - 0,0 - -0,5 V mittelstarkes Reduktionsmittel - < -0,5 V starkes Reduktionsmittel Die Stärke von Oxidation und Reduktion kann als Differenz der elektrischen Spannung gemessen werden. Diese Spannungsdifferenz ist das Redoxpotential E (V) Die Tendenz einer bestimmten Substanz, Elektronen abzugeben oder aufzunehmen, wird durch das Standardpotential E (V) dargestellt (bezogen auf das Standardpotential der Normalwasserstoffelektrode, die gleich Null gesetzt ist). Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Pb, Sn, H2, Cu, Ag, Hg, Pt, Au Das Bestreben, als Reduktionsmittel zu wirken nimmt zu von links nach rechts Das Bestreben, als Oxidationsmittel zu wirken nimmt ab von links nach rechts
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